Tema 03 - Enlace molecular.pdf

Tema 3
Enlace Molecular
Tema 3: Enlace Molecular
1.
2.
3.
4.
5
5.
6.
7.
8
8.
9.
Estructuras de Lewis
Enlace iónico y covalente
Enlaces covalentes polares y no polares
Momento dipolar
Par electrónico
Teoría del enlace: TRPECV y TEV
Hibridación
Orbitales moleculares
Orden y estabilidad de enlace
Introducción
E
Energía
í Potencial
P t
i l
Representación de la energía
potencial en función de la
di t
distancia
i entre
t llos núcleos
ú l
atómicos:
Enlace covalente y enlace iónico
E l
Enlace
Molecular
M l
l
Enlace Iónico.- Se forman por la transferencia de uno o más electrones de un átomo
o grupo de átomos a otros.
g con mayor
y facilidad cuando reaccionan elementos de energía
g de
Tiene lugar
ionización pequeña (metales) con elementos de elevada electronegatividad
y afinidad electrónica (no metales)
Ej : NaCl, Li2O, CaO, etc.
Na
Cl
+
Na +
Cl -
Enlace Covalente.- Este tipo de enlace se forma por solapamiento de
dos orbítales atómicos, cada uno de los cuales contiene un solo electrón .
Los electrones son compartidos por los átomos
átomos. Ej: H2 ; N2 ; etc
H
+
H
H2
Enlace covalente y enlace iónico
C
Características
t í ti
del
d l enlace
l
E l
Enlace
Iónico
Ió i
9 Sólidos de elevado punto de fusión
9 La mayoría son solubles en
disolventes polares
9 Insolubles en disolventes apolares
9 Los compuestos fundidos conducen
la electricidad
9 Las disoluciones acuosas conducen
la electricidad
Enlace Covalente
9 Gases,
Gases Líquidos o Sólidos de bajo
punto de fusión
9 La mayoría son insolubles en
disolventes polares
9 Solubles en disolventes apolares
p
9 Los Líquidos y Sólidos fundidos no
conducen la electricidad
9 Las disoluciones acuosas son malas
conductoras de la electricidad
Introducción
Vi ió generall d
Visión
de lla T
Teoría
í
de Lewis
•
Los electrones de valencia juegan un papel
fundamental en el enlace químico
químico.
•
La transferencia de electrones conduce a
los enlaces iónicos
iónicos.
•
La compartición de electrones lleva a los
enlaces covalentes.
•
Los electrones se transfieren o se
comparten de manera que los átomos
adquieren una configuración de gas noble:
– El octeto.
octeto
X.X. Lewis
Introducción
E t t
Estructuras
de
d Lewis
L i
compuestos
t iónicos
ió i
••
Cl
•
••
Mg
M
2+
2••
••
2+ ••
O
••
••
2 Cl
••
••
••
Cl
•
••
Ba
••
•
Mg •
••
O
• •
••
••
MgCl2
•
Ba •
••
BaO
Introducción
E t t
Estructuras
de
d Lewis
L i
compuestos Covalentes
H + H
HH
o
H H
Par enlazante
Cl + Cl
Cl Cl
o
Cl Cl
Par enlazante
Introducción
E t t
Estructuras
de
d Lewis
L i
Compuestos Covalentes Coordinados
+
H
H
H
N
H
H
••
Cl
••
••
N
••
H
Cl
••
H
H
-
Introducción
E t t
Estructuras
de
d Lewis
L i
Enlace Covalente Múltiple
•
N
•
N
•
••
•
N
•
N
N
••
O
••
•
O
••
••
••
••
C
•••
N
•
•••
•••
••
••
•
•N
•
•••
•
N•
•
••
O
••
•
O
••
•
C
•
•
C
•
•
O
••
•
•O
••
••
••
•
O
••
•
•C•
•
••
••
•
O•
••
Introducción
E t t
Estructuras
de
d Lewis
L i
Esquema - Resumen
Situar 2 electrones en cada enlace
del esqueleto de la estructura.
Escribir un esqueleto
de la estructura.
Contar el número total de
electrones en la estructura.
Restar al número total de
electrones
l t
de
d valencia
l
i ell
número de electrones utilizados
¿Queda algún electrón?
Completar los octetos de
los átomo terminales.
(Los átomos H necesitan 2.)
Identificar los átomos
terminales.
SI
NO
Situar los electrones
restantes sobre el
átomo central
¿Tienen los H un par
¿
p
y un octeto los
demás átomos?
ESTRUCTURA DE
LEWIS
SATISFACTORIA
SI
NO
Formar enlaces
múltiples hasta
completar octetos
Introducción
E l
Enlaces
C
Covalentes
l t P
Polares
l
Distancias covalentes no polares
Distancias covalentes polares
Núcleo de los átomos
Centro de carga positiva
Centro de carga negativa
Introducción
M
Momento
t Dipolar
Di l
H
En las moléculas diatómicas homonucleares la carga
está distribuída simétricamente respecto del plano
perpendicular al eje internuclear
internuclear.
H
δ
δ-
δ+
F
H
B
A
La carga del enlace se desplaza hacia el átomo más
electronegativo: χA < χB.
r
→
→
μ=δ⋅ r
En las moléculas diatómicas heteronucleares la carga
está distribuída asimétricamente respecto del plano
perpendicular al ejeo internuclear.
HF HCl
1 91 1.07
1 07
μ(D) 1.91
Moléc.
HBr
0 79
0.79
HI
0 38
0.38
F2
0
CO
0 12
0.12
ICl
0 65
0.65
FCl KF
0 88 88.60
0.88
60
♦ El momento dipolar es proporcional a |χA - χB|
Introducción
El t
Electronegatividad
ti id d
Moléculas diatómicas heteronucleares
M
Momento
t Dipolar
Di l
Interacción con el campo eléctrico
E
|
+
|
|
|
+
|
|
|
+
|
|
+ + + + + +
E’
♦ La orientación de dipolos genera
dentro del dieléctrico un campo E’
p
al de ppolarización.
opuesto
♦ Dentro del dieléctrico el campo
efectivo (E-E’) es inferior al campo
polarizante.
Introducción
P
Porcentaje
t j Iónico
Ió i
El enlace iónico se puede considerar como el límite de un covalente polar
(transferencia total del e-)
Introducción
E
Excepciones
i
a lla regla
l d
dell O
Octeto
t t
• Especies con número impar de electrones:
••
=O
N
••
••
•
H—C—H
O
—H
••
•
••
•
H
• Octetos incompletos:
+ F
•••
••
••
F
+
F
F
-
••
••
••
B
B
F
••
F
••
F
••
F
B
F
Introducción
E
Excepciones
i
a lla regla
l d
dell O
Octeto
t t
• Octetos expandidos:
••
Cl
F
S
P
Cl
Cl
F
F
••
••
Cl
F
••
••
••
P
••
••
Cl
Cl
••
F
••
Cl
••
••
Cl
F
Introducción
L Forma
La
F
de
d las
l M
Moléculas
lé l
Según
g su forma y g
geometria las moleculas
experimentarán propiedades físicas y
químicas distintas
H
H
d1
O
α
O
d2
H
H
Introducción
T í RPECV
Teoría
• Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones
de la Capa de Valencia:
– Los pares de electrones se repelen entre sí, tanto si
están en enlaces químicos (pares enlazantes) como si
no están compartidos (pares solitarios). Los pares de
electrones se disponen alrededor de un átomo con
orientaciones que minimicen las repulsiones.
• Geometría de grupos de electrones: distribución de
los ppares de electrones.
• Geometría molecular: distribución de los núcleos.
Metano, amoniaco y agua
g
Introducción
A li
Aplicación
ió d
de lla T
Teoría
í RPECV
9 Escribir una estructura de Lewis aceptable.
9 Determinar el número de grupos de electrones y
establezca si son grupos enlazantes o pares
solitarios.
9 Establecer la geometría de grupos de electrones
electrones.
geometría molecular.
9 Determinar la g
Introducción
A li
Aplicación
ió d
de lla T
Teoría
í RPECV
BeCl2
Cl ⎯ Be ⎯ Cl
BF3
F ⎯B ⎯F
F
CH4
H
H C⎯H
H⎯
H
PCl5
SF6
Cl
F
Cl
Cl ⎯ P
Cl Cl
F
F ⎯ S ⎯F
F
F
F
2 pares de e-
3 pares de e-
4 pares de e-
5 pares de e-
6 pares de e-
d enlace
de
l
d enlace
de
l
d enlace
de
l
d enlace
de
l
d enlace
de
l
180º
120º
109.5º
90 y 120º
90º
Lineal
Triangular
plana
Tetraédrica
Bipirámide
trigonal
Octaédrica
Introducción
A li
Aplicación
ió d
de lla T
Teoría
í RPECV
SnCl2
Cl ⎯ Sn ⎯ Cl
PE=2
PL 1
PL=1
NH3
PE 3
PE=3
H⎯ N ⎯ H
PL=1
Triangular
plana
tetraédrica
Angular
ángulo menor 120º
Pirámide
trigonal
107º
H
H2 O
PE=2
H⎯O⎯ H
PL 2
PL=2
tetraédrica
Angular
105º
Introducción
A li
Aplicación
ió d
de lla T
Teoría
í RPECV
SF4
PE=4
F⎯ S ⎯F
PL=1
F
F
ClF3
PE 3
PE=3
F ⎯ Cl ⎯ F
PL=2
Bipirámide
trigonal
Balancín
Bi i á id
Bipirámide
trigonal
F
Forma
de
d T
Bipirámide
trigonal
Lineal
Octaédrica
Pirámide
cuadrada
Octaédrica
Plano
cuadrada
d d
F
I3-
PE=2
I⎯I⎯ I
BrF5
F
F ⎯ Br
B ⎯F
F
F
⎯
PL=3
PE=5
P 1
PL=1
XeF4
PE=4
F ⎯ Xe ⎯ F
PL=2
F
F
Introducción
Mét d de
Método
d Enlace
E l
d
de V
Valencia
l
i
• El solapamiento de orbitales atómicos
describe el enlace covalente.
• El área de solapamiento de los orbitales está
en fase.
• Un modelo de enlace localizado.
HIBRIDACIÓN
Formación de nuevos orbitales
moleculares direccionales y
degenerados
Introducción
El enlace
l
d
de lla molécula
lé l H2S
Introducción
Hib id ió d
Hibridación
de orbitales
bit l atómicos
tó i
Estado fundamental
Estado excitado
Hibridación
sp3
Introducción
Hibridación de tipo SP3
Ejemplo de Hibridación del átomo central.
central
CH4
E
E
2p
HIBRIDACIÓN
SP3
2s
NH3
E
E
2p
2s
HIBRIDACIÓN
SP3
Introducción
Enlace y Estructura
CH4
NH3
Introducción
Hibridación de tipo SP2
Ejemplo de Hibridación
del átono central.
E
E
2p
HIBRIDACIÓN
2s
BF3
2p
SP2
Introducción
Hibridación de tipo SP
Ejemplo de Hibridación
del átono central.
E
E
2p
HIBRIDACIÓN
2s
B F2
BeF
2p
SP
Introducción
Hib id ió d
Hibridación
de tipo
i SP3d,
d SP3d2
Moléculas poliatómicas
Otras geometrías moleculares
Coordinación 8
sp3d4
Coordinación 7: bp de
base pentagonal
sp3d3
Introducción
Introducción
Etileno
Introducción
T í de
Teoría
d orbitales
bit l moleculares
l
l
Ψ 1 = φ1 + φ2
Ψ 2 = φ1 - φ2
OM (Orbital molecular enlazante): La
carga ahí tiende a estabilizar el enlace
OM* (Orbital molecular antienlazante) : La
carga ahí tiende a desestabilizar el enlace
Introducción
T í de
Teoría
d orbitales
bit l moleculares
l
l
Plano nodal
• Los orbitales
bi l moleculares
l l
abarcan dos o más átomos y
son la
l combinación
bi ió lineal
li l
de orbitales atómicos:
Ψ1 = φ 1 + φ 2
Orbital 1s
Orbital 1s
Ψ2 = φ 1 - φ 2
Representación en coordenadas esféricas de la parte
angular de los orbitales enlazante y antienlazante.
Introducción
O bit l moleculares
Orbitales
l
l
d
dell Hid
Hidrogeno
1
A
B
2
Molécula de H2
ÅÆ fuerzas de repulsión
ÅÆ fuerzas de atracción
Introducción
Id
Ideas
básicas
bá i
en relación
l ió con llos
orbitales moleculares
9 Nú
Número d
de orbitales
bit l moleculares
l
l
(OM) = número
ú
d
de
orbitales atómicos.
9 Se forman O.M.
O M enlazantes y antienlazantes a partir
de orbitales atómicos.
9 Los electrones se colocan en los OM disponibles de
energía más baja.
9 Se cumple el principio de exclusión de Pauli.
9 Se sigue la regla de Hund.
Introducción
Introducción
O bit l moleculares
Orbitales
l
l
d
dell Hid
Hidrogeno
σ∗
σ∗
1S
1S
1S
1S
σ
σ
Niveles energéticos de los OM y OM* del H2
+
Niveles energéticos de los OM y OM* del H2
Introducción
M lé l Di
Moléculas
Diatómicas
tó i
O E = (n
O.E.
(nº e-enlazante – n
nº e-antienlazante ) 2
σ
He+2
σ
σ
H
He
OE
= (1 - 0)/2 = ½
H2+
OE
= (2 - 0)/2 = 1
H2 +
OE
= (2 - 1)/2 = ½
He2+
OE
= (2 - 2)/2 = 0
He2+
Introducción
O bit l M
Orbitales
Moleculares
l
l
σ, π
I t
Interacción
ió σ entre
t funciones
f
i
syp
2s A − 2p yB ⇒ S < 0
OM
σ∗
y
2sA + 2px,z B ⇒ S = 0
OM
σ
2s A + 2pyB ⇒ S > 0
Introducción
O bit l M
Orbitales
Moleculares
l
l
σ, π
Interacción σ entre funciones p
2pyA − 2pyB ⇒ S < 0
OM
y
OM
2p yA + 2p yB ⇒ S > 0
σ
σ∗
Introducción
O bit l M
Orbitales
Moleculares
l
l
π
Interacción π entre funciones px o pz
OM π *
2p z A + 2p z B ⇒ S > 0
2pz A − 2pz B ⇒ S < 0
OM π
Introducción
Orbitales Moleculares:
Molec lares Simetría σ, π
Direccionalidad del enlace
Interacción σpp-pp
Buen recubrimiento
Mal recubrimiento
I t
Interacción
ió πp-p
Buen recubrimiento
Mal recubrimiento
Introducción
Di
Diagrama
d
de O
Orbitales
bit l M
Moleculares
l
l
σ 2* p y
σ *2p y
2pA
π2* p x π 2* p z
σ 2p
π 2p
x
2pB
2pA
y
π 2p
σ 2s
x
π 2p
2pB
z
y
σ *2 s
2sB
2sA
2sB
σ 2s
σ 1*s
σ 1*s
1sA
π 2p
σ 2p
z
σ *2 s
2sA
π *2p x π *2p z
1sB
σ 1s
Demás moléc
moléculas
las diatómicas
1sA
1sB
σ1s
O2, F2, Ne2
Orden de enlace (OE) = ½ · (e- en OM – e- en OM*)
• Los subniveles totalmente ocupados (OE=0) no contribuyen a la estabilización.
Especie estable ⇔ OE > 0.
Introducción
Diagrama de O
O.M.
M del C2
He2 ⇒ OE = 0
Be2 ⇒ OE = 0
O2+ ⇒ OE = 2.5
O2 ⇒ OE = 2
O2− ⇒ OE = 1.5
O22 − ⇒ OE = 1
N 2+ ⇒ OE = 2.5
N 2 ⇒ OE = 3
Introducción
Moleculas diatomicas heteronucleares
Descripción de la molécula NO
Introducción
Moleculas diatomicas heteronucleares
Moléculas diatómicas homonucleares
Moléculas con dobles y triples enlaces
Representación de la molécula N2
N
••
••
N
Moléculas diatómicas homonucleares
Moléculas con dobles enlaces
H2 C
C H2
Moléculas diatómicas homonucleares
Moléculas con triples enlaces
H C
C H
Representación de la molécula acetileno
Fi de
Fin
d C
Capítulo
ít l